人教版高一必修二第一章第二节 元素周期律第二课时 学案设计

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用学习目标1•掌握元素性质的递变规律。

2•掌握元素周期表的应用。

学习过程【复习回顾】1•以第三周期为例，说明原子结构的变化规律?2•通过原子结构核外电子排布的变化规律，预测第三周期元素金属性、非金属性强弱的变化规律。

一、同周期元素性质的变化规律【实验探究】根据所给药品：面积相同的镁条和铝条,金属钠,酚酞溶液，MgCl2溶液,盐酸(1 mol ・L),NaOH溶液,AlCl 3溶液,蒸馏水，自己设计实验证明钠、镁、铝金属性的强弱。

(先向老师展示自己的实验方案后再做实验。

)实验一：金属和水反应实验步骤：实验现象：实验结论：实验二：金属和酸反应实验步骤：实验现象：实验结论：实验三：碱性强弱比较实验步骤：实验现象：实验结论：结论：【思考交流】阅读课本P16第3个表格，探究硅、磷、硫、氯非金属性强弱。

结论：小结：同周期元素，从左到右，金属性逐渐 ___ ,非金属性逐渐 _________ 。

元素的原子结构 ______ 元素在周期表中的位置，而元素在周期表中的位置又________ 了元素的原子结构，元素的原子结构______ 了元素的化学性质，而元素的化学性质又_______ 了元素的原子结构，同样，知道元素在周期表中的位置也可以确定元素的化学性质，元素的化学性质也可以反映出元素在周期表中的位置。

二、元素周期表的应用1 •在自然科学方面：元素周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。

原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，元素周期表为发展过渡元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。

元素周期律和元素周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。

2•在生产中的某些应用。

(1)农药多数是含_____________________ 等元素的化合物。

⑵半导体材料都是周期表里 _________________ 的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。

高一化学导学案第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表（第一课时）【学习目标】1.了解元素周期表的发展史2.掌握现行元素周期表的编排原则及结构3.初步掌握元素在周期表中的位置关系及推断【学习重难点】1.元素周期表的结构2.元素在周期表中的位置关系及推断【课前导学案】【课前预习】一、元素周期表的发展史诞生：1869年，俄国化学家制出了第一张元素周期表。

编排依据：将元素按照由小到大依次排列，将放在一个纵行。

意义：现行：编排依据由相对原子质量改为二、元素周期表的结构1．周期：元素周期表共有个横行，每一横行称为一个，故元素周期表共有个周期⑴周期序数与电子层数的关系：⑵周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为，周期称为长周期。

2．族：元素周期表共有个纵行，除了三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个，故元素周期表共有个族。

族的序号一般用罗马数字表示。

⑴族的分类元素周期表中，我们把个纵行共分为个族，其中个主族，个副族，一个族，一个族。

a．主族：由元素和元素共同构成的族，用A表示：ⅠA、_______________________________________________________b．副族：完全由元素构成的族，用B表示：ⅠB、_______________________________________________________________ c．第Ⅷ族：三个纵行d．零族：第纵行，即稀有气体元素⑵主族序数与最外层电子数的关系：⑶族的别称ⅠA称为元素ⅦA称为元素零族称为元素【课堂导学案】【课内探究】一、检查预习情况通过组内同学之间、师生合作交流等形式解决预习中遇到的疑难问题。

[课内探究一]现行元素周期表的编排原则及结构【学与问】1.什么是原子序数？原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数之间有什么关系？2.现行元素周期表的编排原则是什么？3.元素周期表中有多少横行？多少纵行？共多少周期、多少族？周期和族如何分类的？[课内探究二]元素在周期表中的位置关系及推断【学与问】1. 元素在周期表中的位置有什么关系？（同周期、同主族元素的序差有何规律？）2.根据原子序数如何确定元素在周期表中的位置？[归纳总结]1.元素周期表的结构：元素周期表有_____个横行，也就是有____个周期，短周期指周期，长周期周期。

2012—2013学年第二学期高一化学教学设计课题：第一章第二节元素周期律授课时数： 2设计人：石阡民族中学綦世艳设计要素设计内容教学内容分析元素周期律是对元素性质呈周期性变化的揭示，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识，同时，也可以此理论来指导后续学习，所以元素周期律的知识是非常重要的。

教学目标知识与技能1、使学生了解同一周期和同一主族元素性质的递变规律。

2、使学生了解元素的金属性和非金属性得比较方法。

3、使学生理解原子结构对元素性质的影响，并能常识运用这一规律预测元素的性质。

过程与方法1、通过实验讲解，总结归纳得到元素性质的递变规律。

2、运用元素性质的递变规律来预测元素性质。

3、运用元素周期律，理解位置、结构、性质三者的关系，培养学生的分析和推理能力。

情感态度价值观通过对元素周期律的学生，使学生认识量变到质变的规律，认识特殊到一般，在运用一般规律解决实际问题的辩证唯物主义教育。

学习者特征分析教学分析教学重点元素性质的周期性变化规律教学难点难点1、金属性、非金属性的比较方法。

2、元素性质的递变规律。

解决办法通过具体实验的讲解来解决。

教学策略启发诱导法、归纳总结法、实验探究法、讨论练习法等方法。

教学资源1、课本资源2、网络资源3、全品新教案板书设计第二节元素周期律一、元素周期律1、核外电子的排布规律2、原子半径的变化规律3、化合价的变化规律4、元素的金属性和非金属性的变化规律二、元素周期表和元素周期律的应用教学过程教学环节及教学内容教师活动学生活动教学媒体使用预期效果第一课时引入科学探究一、元素周期律练习第二课时引入二、元素周期表和元素周期律的应用（引入）请同学们板演前20号元素原子结构示意图和部分常见元素的离子结构示意图。

（科学探究）指导学生完成P14科学探究一，根据表1内容，思考并讨论完成表2内容。

（讲解）根据我们刚才的分析，可以得出以下结论：随原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径、元素化合价都呈现周期性变化规律。

【教学设计】必修Ⅱ第一章物质构造元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：在本节中，这些学问将更加细化，理论性更强，体系更加完好。

学生已经学习了原子的构成、核外电子排布与元素周期表简介等一些根本的物质构造学问，这些为本节的学习奠定了肯定的根底。

通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等学问进展综合、归纳。

同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学学问系统化、络化。

本节用第三周期为例，通过典型金属与典型非金属的性质递变，引入元素周期律。

二、教学目的：1、学问与技能：（1）驾驭元素的金属性与非金属性随原子序数的增递而呈现周期性改变的规律。

（2）通过试验操作，培育学生试验技能。

2、过程与方法：（1）自主学习，归纳比拟元素周期律。

（2）自主探究，通过试验探究，培育学生探究实力。

3、情感、看法与价值观：培育学生辩证唯物主义观点——量变到质变规律三、教学重点难点：重点：元素的金属性与非金属性随原子序数的递增而呈现周期性改变的规律。

难点：探究实力的培育四、学情分析：元素周期律的是高中化学的根底理论内容，但是元素性质的周期性改变可以从资料进展分析而得出的，所以，要留意激发学生的学习主动性，让学生去动手试验获得证据，让学生去分析图表、资料获得信息。

详细来说，对于元素的金属性的周期性改变，可以由学生在分组试验的根底上，视察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg与Al与同浓度盐酸反响的猛烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。

元素的非金属性的周期性改变可以让学生阅读材料、观看试验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。

五、教学方法：比照、分类、归纳、总结等方法六、课前打算：1．学生的学习打算：预习课本上相关的试验，初步把握试验的原理与方法步骤；完成课前预习学案。

2．老师的教学打算：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延长拓展学案。

3．教具打算：两人一组，试验室内教学。

课前翻开试验室门窗通风，课前打算好——试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。

第2课时元素周期律学习目标导航学习任务1 探究原子半径大小规律NO.1自主学习·夯实基础1.影响因素2.递变规律(1)同周期:从左至右,核电荷数越大,半径越小。

(2)同主族:从上到下,能层越多,半径越大。

微点拨:因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同,一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。

NO.2互动探究·提升能力已知短周期元素,a A2+、b B+、c C2-、d D-具有相同的电子层结构。

探究微粒半径大小比较的方法规律问题1:A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系?提示:由于四种离子具有相同的电子层结构,所以四种离子电子数相等,即a-2=b-1=c+2=d+1。

问题2:A、B、C、D四种元素在同一周期吗?试推测四种元素在周期表中的位置。

提示:A、B、C、D不在同一周期。

A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅥA族,D应位于第二周期第ⅦA族。

问题3:阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律?提示:一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成的阳离子具有相同的电子层结构。

问题4:A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C2-、D-的离子半径是怎么样?提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C2->D->B+>A2+。

问题5:微粒半径大小比较应注意哪些问题?提示:①不同周期不同主族元素原子半径比较,先看周期再看主族。

②对于离子的半径比较,要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。

③同一元素的阳离子半径小于原子半径;阴离子半径大于原子半径。

微粒半径大小比较的方法NO.3应用体验·形成素养1.判断下列说法是否正确:(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径。

( )(2)核外能层结构相同的单核粒子,半径相同。

一、课题：第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律二、教材版本：人民教育出版社三、教学目的：1、了解原子结构与元素性质之间的关系，理解元素周期律的内容及实质。

2、通过科学探究，提高总结归纳能力、思维能力和实验技能。

四、课型：新授课五、课时：第二课时（共三课时）六、教学重点：1、元素周期律的内容和实质。

2、元素性质与原子结构的关系。

七、教学难点：元素性质与原子结构的关系。

八、三维目标：（一）知识与技能目标：1、了解元素原子的电子层排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。

2、认识元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

(二)过程和方法目标：1、培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳总结能力和逻辑推理能力。

2、通过引导学生观察分析实验现象，培养学生的观察和分析问题的能力。

（三）情感态度与价值观目标：使学生初步认识事物变化由量变引起质变的规律，对学生进行辩证唯物主义教育。

九、教学方法：诱思探究法，即通过导学案自学、比较、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。

采用实验探究和迁移类比、思考讨论、分析讲解、探索规律、总结归纳、理解实质。

结合周期律的推出，使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质的科学抽象方法。

十、教具准备：多媒体课件、实验用品（钠、镁条、铝片、稀盐酸、酚酞溶液、砂纸、试管、试管架、试管夹、酒精灯、蒸馏水、火柴等）。

十一、教学过程：[复习提问]：同一主族元素从上到下金属性、非金属性如何变化，为什么？[引言]：目前我们使用的元素周期表中一共有7个周期、16个族。

刚才，大家复习了同主族元素性质的变化规律。

那么，同周期元素是否也有类似规律呢？今天我们就来共同探究。

[板书]：第二节元素周期律（二）[科学探究1]：请大家看我们自己完成的导学案上“探求新知1”和教材上科学探究1中的第二个表格内容，谁愿意将你的完成情况给大家汇报一下呢？（也可到多媒体展台上展示并讲解）[教师强调]：（学生回答后）对学生的回答评价后强调：周期性的意思就如同我们一年又一年的四季更替及生活中的每天都是24小时一样。

人教版必修二第一章第二节《元素周期律》（第2课时）word教案名师精编优秀教案第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律教案(第2课时)【教学目标】一、知识与技能1、通过“实验探究”，“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力2.理解元素的周期性变化是元素核外电子排列周期性变化的必然结果，从而理解元素周期规律的本质二、过程与方法1.学会使用元素周期律和元素周期表来指导和探索化学知识的学习方法。

2、通过本节课的学习，使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以理论来指导后续学习三、情感态度和价值观通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力[教学要点]元素周期律的涵义[教学困难]元素周期律的实质[教学过程]［引］从上一节我们分析3-9、11-17号元素的得失电子能力强弱可知：当电子层相同时，随着元素原子序数的递增，最外层电子数从1增至8，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的变化呈现周期性变化呢？假如我们要用实验来验证自己的假设，又应从哪些方面着手呢？这就是我们本节课所要学习的内容。

【板书】第2节元素周期律（2）［讲］请大家结合课前预习知识回答，判断元素金属性和非金属性的依据。

［投影小结］判断元素金属性强弱的依据1.单质越容易与H2O或H+反应以取代H（反应的严重程度），金属丰度越强。

2.对应于最高价氧化物的水合物的碱度越强，金属丰度越强。

3.单质的还原性越强，金属丰度越高。

4.按照金属活动的顺序，金属丰度逐渐减弱5、金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱判断元素非金属性强弱的依据1/6名师精编优秀教案1.氢化物形成的难度、条件和稳定性。

与H2结合越容易，氢化物越稳定，表明非金属性质越强2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强3、非金属单质间的置换反应。

第二节元素周期律学案（第二课时）1.元素的原子结构变化规律：2. 主要化合价的变化规律：注意：①氧、氟无价；金属无价；惰性气体为。

②元素的最高正价== 。

③只有才有负价，且|负价数值|+最高正价数值==3、元素的金属性和非金属性的周期性变化：判断元素金属性（失电子能力）强弱的方法：①元素与水（或酸）反应，反应越剧烈，元素金属性；②元素对应碱的碱性越强，元素的金属性；结论：同一周期从左到右，金属性逐渐。

同一主族从上到下，金属性逐渐。

判断元素非金属性（得电子能力）强弱的方法：①与H2的化合：与H2越易反应，该元素的非金属；②生成氢化物的稳定性：对应氢化物越稳定，该元素的非金属；③最高价氧化物对应酸的酸性越强，非金属性。

结论：同一周期从左到右非金属性逐渐。

同一主族从上到下，非金属性逐渐。

总之：同一周期从左到右，金属性逐渐；非金属性逐渐。

同一主族从上到下，金属性逐渐；非金属性逐渐。

4、原子半径的周期性变化：原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用决定的。

微粒半径比较的一般规律：①看电子层数：电子层数越多，半径越大；电子层数越小，半径越小。

②看核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数多的，半径小；核电荷数少的，半径大。

③看电子数：当电子层数和核电荷数都相等时，电子数越多，半径越大；电子数越小，半径越小。

同一周期从左到右原子半径由渐；同一主族从上到下原子半径由渐。

元素周期律：。

元素性质的周期性变化的根本原因是：。

巩固提高：1．已知铍（Be）的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述正确的是（）A、铍的原子半径大于硼的原子半径B、氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C、氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D、单质铍跟冷水反应产生氢气2．下列各组微粒半径大小比较，前者小于后者的是（）A、Na—MgB、S2——SC、Mg—ND、Al3+—Al3．按C、N、O、F的顺序，其性质表现为递减的是（）A、最外层电子数B、原子半径C、非金属性D、单质的氧化性4．下列关于主族元素性质递变规律不正确的是（）A、同主族元素从上到下，原子半径越大金属性越强B、同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强C、同周期元素从左到右，气态氢化物稳定性逐渐增强D、同主族元素从上到下，原子半径越小越容易失去电子5．下列离子半径之比大于1的是（）A、Mg2+/MgB、Cl/Cl—C、N/OD、Si/Al6．在下列元素中，原子半径最小的是( )A.NB.FC.MgD.Cl7．在下列元素中，最高正化合价数值最大的是( )A.NaB.PC.ClD.Ar8．元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是( )A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y9．元素R的最高价含氧酸的化学式为H n RO2n－2，则在气态氢化物中，R元素的化合价为（）A．12－3n B．3n－12 C．3n－10 D．6－3n10．元素性质呈现周期性变化的基本原因是（）A．元素的原子量逐渐增大B．核外电子排布呈周期性变化C．核电荷数逐渐增大D．元素化合价呈周期性变化11．A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序数是（）A．n+4 B．n+6 C．n+8 D．n+1012．已知A n+、B(n－1)+、C(n+1)+、D(n+1)－都有相同的电子层结构，A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是（）A．C>D>B>A B．A>B>C>D C．B>A>C>D D．A>B>D>C13．Y元素最高正价与负价的绝对值之差是4；Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中电离出电子层结构相同的离子，该化合物是（）A．KCl B．Na2S C．Na2O D．K2S14．元素的化学性质主要决定于（）A．主要化合价B．核外电子数C．原子半径D．最外层电子数15.元素的下列性质，随着原子序数的递增不成周期性变化的是（）A．原子量B．化合价C．原子半径D．元素金属性、非金属性16.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物（）A．NaOH B．Al(OH)3C．LiOH D．RbOH17．下列各组气态氢化物的稳定性按由强到弱的顺序排列的是（）A．HI、HCl、H2S、PH3 B．PH3、H2S、HCl、HBrC．HF、HCl、H2S、SiH4D．NH3、PH3、H2S、HCl18．元素周期律是指元素的性质随___________的递增，而呈_______性变化的规律，这里元素的性质主要是指_____________和_____________；元素性质周期性变化是__________________________呈周期性变化的必然结果。

第一章第二节元素周期律（2）【学习目标】1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数递增而呈现周期性变化规2、通过实验操作，培养学生实验技能。

【学习重点】1、元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律2、元素周期律的本质【复习巩固】核外电子的排布的规律有哪些？1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；2.每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)；3.电子一般总是尽先排在能量最低的电子层4.最外层电子数不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

二、第三周期元素性质变化规律[实验一] Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。

观察现象。

过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较反应方程式[总结]Na、Mg、Al与水反应越来越，对应氧化物水化物的碱性越来越，金属性逐渐。

如何判断硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力的相对强弱？阅读[资料]:阅读探究：请完成表格对[小结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐【总结】同一周期从左到右，元素原子失去电子能力逐渐______，得电子能力逐渐______。

三、同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

四、元素周期律（1）定义：。

（2）实质：。

【自主探究】根据1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。

______________________________________________________________________【跟踪练习】1、元素周期律的内容和实质是什么？2、下列元素原子半径最大的是A、LiB、FC、NaD、Cl3、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是A、Li Na KB、Ba2+ Ca2+ Mg2+C、Ca2+ K+ Cl-D、N O F4、某元素气态氢化物的分子式为H2R,该元素的最高价氧化物的分子式为________.【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）精美句子1、善思则能“从无字句处读书”。

第一章第二节第二课时《元素周期律》学案【学习目标】1、掌握原子半径的递变规律及影响原子半径的因素；2、理解电离能概念、表示方法和意义，认识到元素的电离能大小影响元素的金属性强弱，元素的逐级电离能和元素的化合价密切联系，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。

【学习过程】一、元素周期律元素的性质随原子的发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。

二、原子半径：原子半径的大小取决于和。

三、元素的原子半径变化如图（1）①同周期，随着核电荷数增多，原子核对电子的引力，原子(最高价阳离子或最低价阴离子)半径都依次。

②同主族，随着核电荷数增多，电子能层数，原子(同价阳离子或同价阴离子)半径都依次。

③核外电子排布(即电子层结构)相同，随核电荷数增多，离子半径依次。

④同种元素形成的粒子半径：阳离子＜中性原子＜阴离子。

图（1）图（2）三、电离能（1）电离能的概念和意义①定义：气态电中性基态原子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。

用符号I1表示，常用单位是kJ/mol。

②逐级电离能的表示方法：M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一电离能）M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二电离能）③电离能的意义：电离能的数值大小表示气态原子（或离子）得失电子的难易。

（2）元素电离能的应用，元素原子的第一电离能的变化如图（2）①判断元素的金属性强弱第IA族碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系?a.为什么原子的逐级电离能越来越大?根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：b.观察钠、镁、铝三种元素的逐级电离能变化，尝试说明为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3?一、单项选择题I1．下列各组元素中，原子半径依次减小的是( )A．Mg、Ca、Ba B．I、Br、ClC．O、S、Na D．C、N、B2.下列说法错误的是( )A.原子序数越大，核外电子数越多，原子半径越大B.同周期，从左到右，最高正价由＋1价递变为＋7价，O、F除外。